قانون العمل الجماعي: التطبيقات ، الأمثلة
يحدد قانون العمل الجماعي العلاقة بين الكتل النشطة من المواد المتفاعلة وتلك الخاصة بالمنتجات ، في ظل ظروف التوازن وفي النظم المتجانسة (المحاليل أو مراحل الغاز). تم صياغتها من قبل العلماء النرويجيين CM Guldberg و P. Waage ، الذين أدركوا أن التوازن ديناميكي وليس ثابتًا.
لماذا ديناميكية؟ لأن سرعات ردود الفعل المباشرة والعكسية هي نفسها. وعادة ما يتم التعبير عن الجماهير النشطة مول / لتر (المولية). يمكن كتابة تفاعل من هذا النوع على النحو التالي: aA + bB cC + dD. بالنسبة إلى التوازن المذكور في هذا المثال ، يتم توضيح العلاقة بين المواد المتفاعلة والمنتجات في معادلة الصورة السفلى.
K ثابت دائمًا ، بغض النظر عن التركيزات الأولية للمواد ، ما دامت درجة الحرارة لا تتغير. هنا A و B و C و D هي المواد المتفاعلة والمنتجات ؛ بينما a و b و c و d هي معاملاتهما المتكافئة.
القيمة العددية لـ K هي ثابت مميز لكل تفاعل عند درجة حرارة معينة. لذلك ، K هو ما يسمى ثابت التوازن.
تدوين [] يعني أنه في التعبير الرياضي ، تظهر التركيزات في وحدات mol / L ، مرفوعة إلى قدرة مساوية لمعامل التفاعل.
ما هو قانون العمل الجماهيري؟
كما ذكرنا سابقًا ، فإن قانون العمل الجماعي يعبر عن أن سرعة رد فعل معين تتناسب طرديًا مع ناتج تراكيز الأنواع المتفاعلة ، حيث يتم تركيز كل نوع على قوة مساوية لمعامله كيميائي في المعادلة الكيميائية.
في هذا المعنى ، يمكن تفسيره بشكل أفضل من خلال وجود رد فعل يمكن عكسه ، حيث يتم توضيح معادلاته العامة أدناه:
aA + bB ↔ cC + dD
حيث يمثل A و B المواد المتفاعلة ، وتمثل المواد المعينة C و D منتجات التفاعل. كما تمثل قيم a و b و c و d المعاملات المتكافئة للأجزاء A و B و C و D على التوالي.
بدءًا من المعادلة السابقة ، نحصل على ثابت التوازن الذي تم ذكره مسبقًا ، وهو موضح على النحو التالي:
K = [C] c [D] d / [A] a [B] b
عندما يكون ثابت التوازن K يساوي حاصل ضرب ، حيث يتكون البسط من تكاثر تركيزات المنتجات (عند التوازن) المرتفع لمعاملها في المعادلة المتوازنة ويتكون المقام من مضاعف مماثل لكن بين المواد المتفاعلة المرفوعة للمعامل الذي يصاحبهم.
معنى ثابت التوازن
تجدر الإشارة إلى أنه في المعادلة لحساب ثابت التوازن ، ينبغي استخدام تركيزات الأنواع في التوازن ، طالما لا توجد تعديلات على هذه أو على درجة حرارة النظام.
بنفس الطريقة ، تعطي قيمة ثابت الاتزان معلومات حول الإحساس الذي يتم تفضيله في رد فعل في حالة التوازن ، أي أنه يكشف إذا كان التفاعل مواتياً تجاه المواد المتفاعلة أو المنتجات.
في حال كان حجم هذا الثابت أكبر بكثير من الوحدة (K »1) ، سيتم إمالة التوازن إلى اليمين وسيفضل المنتجات ؛ بينما إذا كان حجم هذا الثابت أصغر بكثير من الوحدة (K «1) ، فسيتم إمالة التوازن إلى اليسار وسيفضل المواد المتفاعلة.
أيضًا ، على الرغم من أن الاتفاقية تشير إلى أن المواد الموجودة على الجانب الأيسر من السهم هي المواد المتفاعلة وتلك الموجودة على الجانب الأيمن هي المنتجات ، يمكن أن يكون مربكًا بعض الشيء أن المواد المتفاعلة التي تأتي من التفاعل في الإحساس المباشر يصبح المنتجات في رد الفعل في الاتجاه المعاكس والعكس بالعكس.
التوازن الكيميائي
غالبًا ما تصل التفاعلات إلى توازن بين كميات المواد الأولية وكميات المنتجات التي يتم تشكيلها. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن إزاحة هذا التوازن عن طريق تفضيل زيادة أو نقصان إحدى المواد التي تشارك في التفاعل.
يحدث حدث مماثل في تفكك مادة مذابة: أثناء التفاعل ، يمكن ملاحظة اختفاء المواد الأولية وتشكيل المنتجات بسرعة متغيرة بشكل تجريبي.
تعتمد سرعة التفاعل إلى حد كبير على درجة الحرارة وبدرجات متفاوتة من تركيز المواد المتفاعلة. في الواقع ، يتم دراسة هذه العوامل خاصة بواسطة الحركية الكيميائية.
ومع ذلك ، فإن هذا التوازن ليس ثابتًا ، ولكنه يأتي من التعايش بين تفاعل مباشر وعكسي.
في التفاعل المباشر (->) يتم تشكيل المنتجات ، بينما في التفاعل العكسي (<-) تعود إلى نشأة المواد الأولية.
ما ورد أعلاه يمثل ما يعرف بالتوازن الديناميكي ، المذكور أعلاه.
التوازن في النظم غير المتجانسة
في النظم غير المتجانسة - أي في تلك التي تكونت من عدة مراحل - يمكن اعتبار تركيزات المواد الصلبة ثابتة ، مما يؤدي إلى حذف التعبير الرياضي لـ K.
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g)
وهكذا ، في توازن تحلل كربونات الكالسيوم ، يمكن اعتبار تركيزه وتركيزه من الأكسيد الناتج ثابتًا بغض النظر عن كتلته.
تحولات التوازن
تحدد القيمة العددية لثابت التوازن ما إذا كان رد الفعل يفضل تكوين المنتجات أم لا. عندما يكون K أكبر من 1 ، سيكون للنظام في توازن تركيز أكبر من المنتجات من المواد المتفاعلة ، وإذا كان K أقل من 1 ، يحدث العكس: في التوازن سيكون هناك تركيز أكبر من المواد المتفاعلة أكثر من المنتجات.
بداية لو شاتيلير
تأثير التغيرات في التركيز ودرجة الحرارة والضغط يمكن أن يغير سرعة رد الفعل.
على سبيل المثال ، إذا تم تشكيل منتجات غازية تفاعلية ، فإن زيادة الضغط على النظام تؤدي إلى استمرار التفاعل في الاتجاه المعاكس (نحو المواد المتفاعلة).
بشكل عام ، تكون التفاعلات غير العضوية التي تتم بين الأيونات سريعة للغاية ، في حين أن التفاعلات العضوية لها سرعات أقل بكثير.
إذا كان التفاعل ينتج حرارة ، فإن الزيادة في درجة الحرارة الخارجية تميل إلى توجيهه في الاتجاه المعاكس ، لأن التفاعل العكسي ماص للحرارة (يمتص الحرارة).
وبالمثل ، إذا حدث فائض في أحد المواد المتفاعلة داخل نظام في حالة توازن ، فإن المواد الأخرى ستشكل منتجات لتحييد هذا التعديل قدر الإمكان.
نتيجة لذلك ، يتحرك التوازن عن طريق تفضيل اتجاه واحد أو آخر عن طريق زيادة سرعة رد الفعل ، بحيث تظل قيمة K ثابتة.
كل هذه التأثيرات الخارجية واستجابة التوازن للتصدي لها هي ما يعرف بمبدأ Le Chatelier.
تطبيقات
على الرغم من فائدته الهائلة ، عندما اقترح هذا القانون لم يكن له التأثير أو الأهمية المرجوة في المجتمع العلمي.
ومع ذلك ، فمنذ القرن العشرين فصاعدًا ، اكتسب سمعة سيئة بفضل حقيقة أن العلماء البريطانيين وليام إيسون وفيرنون هاركورت استعادوه بعد عدة عقود من إصداره.
كان لقانون العمل الجماعي العديد من الطلبات مع مرور الوقت ، ولهذا السبب يشار إلى بعضها أدناه:
- عند صياغته من حيث الأنشطة بدلاً من التركيزات ، يكون من المفيد تحديد انحرافات السلوك المثالي للعوامل المتفاعلة في المحلول ، طالما أنه يتمشى مع الديناميكا الحرارية.
- عندما يقترب التفاعل من حالة التوازن ، يمكن التنبؤ بالعلاقة بين معدل التفاعل الصافي والطاقة الخالية من Gibbs الآنية للتفاعل.
- عندما يقترن مبدأ التوازن التفصيلي ، فإن هذا القانون ، بشكل عام ، يتوقع القيم الناتجة للأنشطة والثابت في حالة التوازن ، وفقًا للديناميكا الحرارية ، وكذلك العلاقة بين هذه الثوابت وثوابت السرعة الناتجة. ردود الفعل بالمعنى المباشر كما هو الحال في الاتجاه المعاكس.
- عندما تكون التفاعلات من النوع الأولي ، من خلال تطبيق هذا القانون نحصل على معادلة التوازن المناسبة لتفاعل كيميائي معين وتعبيرات عن سرعته.
أمثلة على قانون العمل الجماعي
- عند دراسة رد فعل لا رجعة فيه بين الأيونات الموجودة في محلول ، يؤدي التعبير العام عن هذا القانون إلى صياغة Brönsted-Bjerrum ، مما يثبت العلاقة الحالية بين القوة الأيونية للنوع والسرعة الثابتة .
- عند تحليل ردود الفعل التي تتم في حلول مثالية مخففة أو في حالة تجمع غازي ، يتم الحصول على التعبير العام للقانون الأصلي (عقد الثمانينيات).
-كما أن لها خصائص عالمية ، يمكن استخدام التعبير العام لهذا القانون كجزء من الحركية بدلاً من رؤيته كجزء من الديناميكا الحرارية.
- عند استخدامه في مجال الإلكترونيات ، يستخدم هذا القانون لتحديد أن التكاثر بين كثافات الثقوب والإلكترونات الموجودة في سطح معين له حجم ثابت في الحالة المستقرة ، حتى بشكل مستقل عن المنشطات التي يتم توفيرها للمادة .
- من المعروف على نطاق واسع استخدام هذا القانون لوصف الديناميات الموجودة بين الحيوانات المفترسة والفرائس ، على افتراض أن علاقة الافتراس في الفريسة تقدم نسبة معينة مع العلاقة بين الحيوانات المفترسة والفريسة.
- في مجال الدراسات الصحية ، يمكن تطبيق هذا القانون لوصف بعض عوامل السلوك البشري ، من وجهة النظر السياسية والاجتماعية.
قانون العمل الجماعي في الصيدلة
على افتراض أن D هو الدواء و R المستقبل الذي يعمل عليه ، فإن كلاهما يتفاعل مع نشأة مجمع DR المسؤول عن التأثير الدوائي:
K = [DR] / [D] [R]
K هو ثابت التفكك. هناك رد فعل مباشر يعمل فيه الدواء على المستقبلات ، والآخر حيث ينفصل مجمع DR إلى المركبات الأصلية. كل رد فعل له سرعته الخاصة ، معادلة فقط في التوازن ، وإرضاء نفسه K.
تفسير قانون الكتلة حرفيًا ، كلما زاد تركيز D ، زاد تركيز مجمع DR.
ومع ذلك ، فإن مجموع أجهزة الاستقبال Rt لها حد مادي ، لذلك لا يوجد مبلغ غير محدود من R لجميع D المتاحة وبالمثل ، توصلت الدراسات التجريبية في مجال علم الصيدلة إلى القيود التالية على قانون الجماهير في هذا المجال:
- افترض أن ارتباط RD يمكن عكسه ، في حين أنه في معظم الحالات ليس كذلك.
- يمكن للرابط RD أن يغير هيكلياً أحد المكونين (الدواء أو المستقبل) ، وهو ظرف لا يعتبر قانونًا جماعيًا.
- بالإضافة إلى ذلك ، فإن قانون الجماهير يتضاءل قبل ردود الفعل التي يشارك فيها وسطاء متعددين في تشكيل البحث والتطوير.
القيود
يفترض قانون العمل الجماعي أن كل تفاعل كيميائي أساسي ؛ بمعنى آخر ، أن الجزيئية هي نفس ترتيب التفاعل الخاص بكل نوع من الأنواع المعنية.
هنا ، تُعتبر المعاملات المتكافئة (أ ، ب ، ج ، و د) عدد الجزيئات التي تتدخل في آلية التفاعل. ومع ذلك ، في رد فعل عالمي لا تتطابق هذه بالضرورة مع ترتيبها.
على سبيل المثال ، للتفاعل مع A + bB cC + dD:
التعبير عن السرعة للتفاعلات المباشرة والعكسية هي:
ك 1 = [أ] أ [ب] ب
ك 2 = [ج] ج [د] د
ينطبق هذا فقط على التفاعلات الأولية ، لأنه بالنسبة إلى التفاعلات العالمية ، على الرغم من أن معاملات العوامل المتكافئة صحيحة ، فهي ليست دائمًا أوامر رد فعل. في حالة رد الفعل المباشر ، يمكن أن يكون الأخير:
k 1 = [A] w [B] z
في التعبير المذكور ، ستكون w و z هي ردة الفعل الحقيقية للنوعين A و B.
